（A版）2019版高考化学总复习 专题十一 盐类水解 沉淀溶解平衡课件.ppt

专题十一盐类水解沉淀溶解平衡,考点一盐类水解原理及其应用,知识清单,一盐类水解的定义和实质1.盐类水解的定义强碱弱酸盐和强酸弱碱盐溶于水时,电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的H+或OH-生成弱电解质弱酸或弱碱。盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。2.盐类水解的实质盐类的水解是盐跟水之间的化学反应,水解(反应)的实质是生成弱电解质,使水的电离平衡被破坏而建立起新的平衡。盐的水解促进了水的电离。,二盐类水解的影响因素及应用1.内因:盐本身的性质(1)弱碱越弱,其阳离子的水解程度就越大,溶液酸性越强。(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强。2.外因(1)温度:升高温度,水解平衡正向移动,水解程度增大。(2)浓度a.增大盐溶液的浓度,水解平衡正向移动,水解程度减小,但水解产生的离子浓度增大;加水稀释,水解平衡正向移动,水解程度增大,但水解产生的离子浓度减小。,b.增大c(H+),促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解;增大c(OH-),促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。三盐类水解的规律有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。1.组成盐的弱碱阳离子(Mx+)能水解,使溶液显酸性;组成盐的弱酸阴离子(Ay-)能水解,使溶液显碱性。2.盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,相应盐溶液碱性(或酸性)越强。3.多元弱酸根的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,如同浓度的C比HC的水解程度大,含C溶液的碱性更强。,四水解方程式的书写1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用可逆号“”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以一般不用符号“”和“”。如:Cu2+2H2OCu(OH)2+2H+N+H2ONH3H2O+H+2.多元弱酸盐的水解是分步进行的,用分步水解离子方程式表示。如Na2CO3的水解反应为:C+H2OHC+OH-HC+H2OH2CO3+OH-,3.双水解反应方程式的书写步骤(1)先写出水解的离子及水解后的最终产物,用“”连接并注明“”或“”。(2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。,一、盐类水解原理的应用1.判断盐溶液的酸、碱性时要考虑盐的水解。2.判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系时要考虑盐的水解。3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑盐的水解,如Al3+、Fe3+与HC、C、Al等不能大量共存。4.盐在参加反应时,有时要考虑盐的水解,如Mg加到NH4Cl溶液中,AlCl3与Na2S溶液混合等。5.加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氢氧化物,灼烧得金属氧化物。6.保存某些盐溶液时,要考虑盐的水解,如FeCl3溶液中加少量盐酸来抑,制水解,保存Na2CO3等碱性盐溶液的试剂瓶不能用玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。7.解释生活、生产中的一些化学现象,如明矾净水、化肥施用等。8.某些胶体的制备利用水解原理,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。9.泡沫灭火器工作原理:Al3+3HCAl(OH)3+3CO2。10.纯碱溶液越热去污能力越强:C+H2OHC+OH-,加热使溶液中c(OH-)增大。二、酸式盐溶液酸碱性的判断酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。,1.强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4Na+H+S。2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性,例如NaHCO3溶液中HCH+C(次要)、HC+H2OH2CO3+OH-(主要),使溶液中c(OH-)c(H+),溶液呈碱性;NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性。(2)若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性,例如NaHSO3溶液中HSH+S(主要)、HS+H2OH2SO3+OH-(次要),使溶液中c(H+)c(OH-),溶液显酸性;NaH2PO4溶液亦显酸性。,考点二沉淀溶解平衡及其应用,1.溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程:固体溶质溶液中的溶质溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。2.溶度积(1)溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度幂的乘积为一常数。对于溶解平衡AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=c(An+)mc(Bm-)n。与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。,(2)溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度幂的乘积为Qc(离子积)。当QcKsp时,有沉淀析出,直至达到平衡。,方法1离子浓度大小的比较及电解质溶液中离子之间的定量关系1.离子浓度大小比较的方法(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。C+H2OHC+OH-HC+H2OH2CO3+OH-所以c(Na+)c(C)c(OH-)c(HC)。(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(N)由大到小的顺序是cab。(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相,方法技巧,同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3H2O的电离N的水解,故离子浓度顺序为c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+)。2.电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)如纯碱溶液中c(Na+)=2c(C)变化前=2c(C)+2c(HC)+2c(H2CO3)。NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P)变化前=c(H2P)+c(HP)+c(P)+c(H3PO4)。(2)电荷数守恒关系(即电荷守恒)如小苏打溶液中c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-)。Na2HPO4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(H2P)+2c(HP)+3c(P)+c(OH-)。注意1molC带有2mol负电荷,所以电荷浓度应等于2c(C),同,理P的电荷浓度等于3c(P)。(3)水电离的离子数守恒关系(即质子守恒)如纯碱溶液中c(H+)水=c(OH-)水,c(H+)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+),所以c(OH-)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+)。现以Na2CO3和NaHCO3溶液为例,用以下图示帮助我们来理解质子守恒:所以c(OH-)=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H3O+),即c(OH-)=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+);,所以c(OH-)+c(C)=c(H2CO3)+c(H+)。另外,还可将盐溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立,通过代数运算推出质子守恒式。,例1(2017江苏单科,14,4分)常温下,Ka(HCOOH)=1.7710-4,Ka(CH3COOH)=1.7510-5,Kb(NH3H2O)=1.7610-5,下列说法正确的是(双选)()A.浓度均为0.1molL-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓度之和:前者大于后者B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3COOH溶液至终点,消耗NaOH溶液的体积相等C.0.2molL-1HCOOH与0.1molL-1NaOH等体积混合后的溶液中:c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+)D.0.2molL-1CH3COONa与0.1molL-1盐酸等体积混合后的溶液中(pHc(Cl-)c(CH3COOH)c(H+),解题导引1.先确定溶液成分(两溶液混合时能发生反应者优先考虑反应);2.再确定溶液酸碱性(考虑电离程度、水解程度的相对大小);3.若选项中包含等式,要考虑两个守恒(两个守恒指物料守恒和电荷守恒);若选项中包含不等式,要考虑两个守恒且结合等量代换。解析A项,HCOONa溶液中c(Na+)+c(H+)=0.1molL-1+c(H+),NH4Cl溶液中c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)=0.1molL-1+c(OH-);已知:Ka(HCOOH)=1.7710-4Kb(NH3H2O)=1.7610-5,即同浓度时电离程度HCOOHNH3H2O,则水解程度HCOO-Ka(CH3COOH),所以n(HCOOH)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),故D项正确。答案AD,方法2沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成与溶解(1)在难溶电解质的溶液中,当QcKsp时,就会生成沉淀。据此,加入沉淀剂析出沉淀,是分离、除杂常用的方法。如以Na2S、H2S等作沉淀剂,使某些金属离子(如Cu2+、Hg2+等)生成极难溶的硫化物(CuS、HgS等)沉淀,从而达到分离或除杂的目的。注意利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先,要使生成沉淀的反应能够发生;其次,沉淀生成的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的Mg2+,可使用NaOH等使之转化为溶解度较小的Mg(OH)2。不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于110-5molL-1时,沉淀就达完全。由Ksp的表达式可知,使,除去的离子在溶液中残留的浓度尽可能小,需要加入过量的沉淀剂。(2)当QcKsp时,沉淀就会溶解。常用的方法有:酸碱溶解法。加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应,降低相应离子的浓度,使平衡向沉淀溶解的方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于盐酸中。发生氧化还原反应使沉淀溶解。某些金属硫化物(如CuS、HgS等),其溶度积特别小,在其饱和溶液中c(S2-)特别小。这些金属硫化物只能溶于氧化性酸(如硝酸、王水等),S2-被氧化,其浓度减小,从而达到沉淀溶解的目的。此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。生成配合物使沉淀溶解。,向沉淀溶解平衡体系中加入适当的配位剂,使溶液中某种离子生成稳定的配合物,以减小其离子浓度,从而使沉淀溶解。如溶解AgCl可加入氨水以生成Ag(NH3)2+。(3)实例探究利用沉淀溶解平衡移动原理解释作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3的原因。误服可溶性钡盐引起中毒,应尽快服用5.0%的Na2SO4溶液洗胃,使S与Ba2+结合成沉淀而排出。从沉淀溶解平衡的角度解释溶洞的形成。,2.沉淀的转化(1)沉淀转化的实质沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常,一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,两种难溶物的溶解能力差别越大,这种转化的趋势就越大。(2)实例探究往ZnS的沉淀溶解平衡体系中加入CuSO4溶液可将其转化为更难溶的CuS沉淀。ZnS(s)+Cu2+(aq)CuS(s)+Zn2+(aq)依据沉淀转化的原理,可用FeS等难溶物作为沉淀剂除去废水中的某些金属离子。FeS(s)+Hg2+(aq)HgS(s)+Fe2+(aq),硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3,继续煮沸,MgCO3转化为更难溶的Mg(OH)2。AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黄色沉淀)AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。,例2(2017湖北襄阳调研,12)为研究沉淀的生成及其转化,某小组进行如下实验。下列关于该实验的分析不正确的是(),A.中浊液中存在平衡:Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+Cr(aq)B.中溶液变澄清原因:AgOH+2NH3H2OAg(NH3)2OH+2H2OC.中颜色变化说明有AgCl生成D.该实验可以证明AgCl比Ag2CrO4更难溶,解题导引按照实验顺序,根据实验现象分析各步发生的反应以及第一步反应后上层清液和余下浊液的成分,再和选项对照,分析判断正误。解析中产生的红色沉淀是Ag2CrO4,则中浊液中存在溶解平衡Ag2CrO4(s)2Ag+